Elektrolyyttinen dissosiaatio. Oppitunnin tiivistelmä "Aineiden elektrolyyttinen dissosiaatio

RATKAISUT
ELEKTROLYYTTISEN DISSOSIAAMISEN TEORIA

ELEKTROLYYTTINEN DISSOSIATIO
ELEKTROLYYTIT JA EI-ELEKTROLYYTIT

Elektrolyyttisen dissosiaation teoria

(S. Arrhenius, 1887)

1. Kun elektrolyytit liuotetaan veteen (tai sulatetaan), ne hajoavat positiivisesti ja negatiivisesti varautuneiksi ioneiksi (jossa elektrolyyttinen dissosiaatio).

2. Sähkövirran vaikutuksesta kationit (+) liikkuvat kohti katodia (-) ja anionit (-) siirtyvät kohti anodia (+).

3. Elektrolyyttinen dissosiaatio on palautuva prosessi (käänteistä reaktiota kutsutaan molarisaatioksi).

4. Elektrolyyttisen dissosiaation aste ( a ) riippuu elektrolyytin ja liuottimen laadusta, lämpötilasta ja pitoisuudesta. Se näyttää ioneiksi hajottujen molekyylien määrän suhteen ( n ) liuokseen lisättyjen molekyylien kokonaismäärään ( N).

a = n/N 0< a <1

Ioniaineiden elektrolyyttisen dissosiaation mekanismi

Kun liuotetaan yhdisteitä, joissa on ionisia sidoksia ( esimerkiksi NaCl ) hydrataatioprosessi alkaa vesidipolien suuntautumisesta suolakiteiden kaikkien ulkonemien ja pintojen ympärille.

Kidehilan ionien ympärille suuntautuessaan vesimolekyylit muodostavat niiden kanssa joko vety- tai luovuttaja-akseptorisidoksia. Tämä prosessi vapauttaa suuren määrän energiaa, jota kutsutaan hydraatioenergiaksi.

Hydrataatioenergiaa, jonka suuruus on verrattavissa kidehilan energiaan, käytetään kidehilan tuhoamiseen. Tässä tapauksessa hydratoidut ionit kulkevat kerros kerrokselta liuottimeen ja muodostavat liuoksen sekoittuessaan sen molekyyleihin.

Polaaristen aineiden elektrolyyttisen dissosiaation mekanismi

Aineet, joiden molekyylit muodostuvat polaarisen kovalenttisen sidoksen tyypin mukaan (polaariset molekyylit), dissosioituvat samalla tavalla. Jokaisen polaarisen ainemolekyylin ympärillä ( esimerkiksi HCl ), vesidipolit ovat suunnattu tietyllä tavalla. Vuorovaikutuksen seurauksena vesidipolien kanssa polaarinen molekyyli polarisoituu entisestään ja muuttuu ioniseksi molekyyliksi, jolloin muodostuu helposti vapaita hydratoituneita ioneja.

Elektrolyytit ja ei-elektrolyytit

Aineiden elektrolyyttinen dissosiaatio, joka tapahtuu vapaiden ionien muodostuessa, selittää liuosten sähkönjohtavuuden.

Elektrolyyttisen dissosiaatioprosessin prosessi kirjataan yleensä kaavion muodossa paljastamatta sen mekanismia ja jättämättä pois liuotinta ( H2O ), vaikka hän on pääosallistuja.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

Molekyylien sähköisestä neutraalisuudesta seuraa, että kationien ja anionien kokonaisvarauksen tulisi olla nolla.

Esimerkiksi varten

Al 2 (SO 4) 3 – – 2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Vahvat elektrolyytit

Nämä ovat aineita, jotka veteen liuotettuina hajoavat lähes kokonaan ioneiksi. Yleensä vahvoihin elektrolyytteihin kuuluvat aineet, joissa on ionisia tai erittäin polaarisia sidoksia: kaikki hyvin liukenevat suolat, vahvat hapot ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) ja vahvat pohjat ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Vahvassa elektrolyyttiliuoksessa liuennut aine on pääasiassa ionien (kationien ja anionien) muodossa; dissosioitumattomat molekyylit ovat käytännössä poissa.

Heikot elektrolyytit

Aineet, jotka hajoavat osittain ioneiksi. Heikkojen elektrolyyttien liuokset sisältävät ionien ohella dissosioitumattomia molekyylejä. Heikot elektrolyytit eivät voi tuottaa suuria ionipitoisuuksia liuoksessa.

Heikot elektrolyytit sisältävät:

1) lähes kaikki orgaaniset hapot ( CH3COOH, C2H5COOH jne.);

2) joitain epäorgaanisia happoja ( H2C03, H2S jne.);

3) lähes kaikki suolat, emäkset ja ammoniumhydroksidi, jotka ovat heikosti veteen liukenevia(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2;Al(OH)3;NH4OH);

4) vesi.

Ne johtavat sähköä huonosti (tai eivät melkein ollenkaan).

СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu(OH) 2 «[CuOH] + + OH - (ensimmäinen vaihe)

[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (toinen vaihe)

H 2 CO 3 « H + + HCO - (ensimmäinen vaihe)

HCO 3 - «H + + CO 3 2- (toinen vaihe)

Ei-elektrolyytit

Aineet, joiden vesiliuokset ja sulat eivät johda sähkövirtaa. Ne sisältävät kovalenttisia ei-polaarisia tai matalapolaarisia sidoksia, jotka eivät hajoa ioneiksi.

Kaasut, kiinteät aineet (ei-metallit) ja orgaaniset yhdisteet (sakkaroosi, bensiini, alkoholi) eivät johda sähkövirtaa.

Dissosiaatioaste. Dissosiaatiovakio

Ionien pitoisuus liuoksissa riippuu siitä, kuinka täysin tietty elektrolyytti dissosioituu ioneiksi. Vahvien elektrolyyttien liuoksissa, joiden dissosiaatiota voidaan pitää täydellisenä, ionien pitoisuus voidaan määrittää helposti pitoisuudesta (c) ja elektrolyyttimolekyylin koostumus (stoikiometriset indeksit), Esimerkiksi :

Ionipitoisuudet heikkojen elektrolyyttien liuoksissa on laadullisesti karakterisoitu asteella ja dissosiaatiovakiolla.

Dissosiaatioaste (a) - ioneiksi hajoaneiden molekyylien lukumäärän suhde ( n ) liuenneiden molekyylien kokonaismäärään ( N):

a = n/N

ja se ilmaistaan ​​yksikön murto-osina tai prosentteina ( a = 0,3 – vahvoihin ja heikkoihin elektrolyytteihin jakamisen tavanomainen raja).

Esimerkki

Määritä kationien ja anionien moolipitoisuus 0,01 M liuoksissa KBr, NH40H, Ba(OH)2, H2S04 ja CH3COOH.

Heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioaste a = 0,3.

Ratkaisu

KBr, Ba(OH)2 ja H2S04 - vahvat elektrolyytit, jotka hajoavat kokonaan(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 milj

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 milj

0,02 milj

H 2SO 4 « 2H + + SO 4

0,02 milj

[SO 4 2- ] = 0,01 M

NH 4 OH ja CH 3 COOH – heikkoja elektrolyyttejä(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H+] = [CH3COO-] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Dissosiaatioaste riippuu heikon elektrolyyttiliuoksen pitoisuudesta. Kun laimennetaan vedellä, dissosiaatioaste kasvaa aina, koska liuotinmolekyylien määrä kasvaa ( H2O ) liuenneen aineen molekyyliä kohti. Le Chatelier'n periaatteen mukaan elektrolyyttisen dissosiaation tasapainon tulisi tässä tapauksessa siirtyä tuotteiden muodostumisen suuntaan, ts. hydratoituneita ioneja.

Elektrolyyttisen dissosiaation aste riippuu liuoksen lämpötilasta. Tyypillisesti lämpötilan noustessa dissosiaatioaste kasvaa, koska molekyylien sidokset aktivoituvat, niistä tulee liikkuvampia ja helpompi ionisoida. Ionien pitoisuus heikon elektrolyyttiliuoksessa voidaan laskea dissosiaatioasteellaaja aineen alkupitoisuusc ratkaisussa.

Esimerkki

Määritä dissosioitumattomien molekyylien ja ionien pitoisuus 0,1 M liuoksessa NH4OH , jos dissosiaatioaste on 0,01.

Ratkaisu

Molekyylipitoisuudet NH4OH , joka tasapainohetkellä hajoaa ioneiksi, on yhtä suuri kuinac. Ionipitoisuus NH4- ja OH- - on yhtä suuri kuin dissosioituneiden molekyylien pitoisuus ja yhtä suuriac(elektrolyyttisen dissosiaatioyhtälön mukaan)

NH4OH		NH4+		VAI NIIN-
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH4OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l

Dissosiaatiovakio ( K D ) on tasapainoionien konsentraatioiden tulon suhde vastaavien stoikiometristen kertoimien tehoon dissosioitumattomien molekyylien pitoisuuteen.

Se on elektrolyyttisen dissosiaatioprosessin tasapainovakio; luonnehtii aineen kykyä hajota ioneiksi: mitä korkeampi K D , sitä suurempi on ionien pitoisuus liuoksessa.

Heikkojen moniemäksisten happojen tai polyhappoemästen dissosiaatiot tapahtuvat vaiheittain; vastaavasti jokaisella vaiheella on oma dissosiaatiovakio:

Ensimmäinen taso:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10-3

Toinen taso:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Kolmas vaihe:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Esimerkki

Johda yhtälö, joka kertoo heikon elektrolyytin elektrolyyttisen dissosiaatioasteen ( a ) dissosiaatiovakiolla (Ostwaldin laimennuslaki) heikon monoproottisen hapon kohdalla PÄÄLLÄ .

HA « H + + A +

K D = () /

Jos heikon elektrolyytin kokonaispitoisuus on merkittyc, sitten tasapainopitoisuudet H + ja A - ovat yhtä suuret acja dissosioitumattomien molekyylien pitoisuus PÄÄLLÄ - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )

Erittäin heikkojen elektrolyyttien tapauksessa ( 0,01 puntaa)

K D = c a 2 tai a = \ é (K D / c )

Esimerkki

Laske etikkahapon dissosiaatioaste ja ionipitoisuus H+ 0,1 M liuoksessa, jos K D (CH3COOH) = 1,85 10 -5

Ratkaisu

Käytetään Ostwaldin laimennuslakia

\é (K D / c ) = \é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 tai a = 1,36 %

[H+] = a c = 0,0136 0,1 mol/l

Liukoisuustuote

Määritelmä

Laita dekantterilasiin niukkaliukoista suolaa, esimerkiksi AgCl ja lisää sedimenttiin tislattua vettä. Tässä tapauksessa ionit Ag+ ja Cl- , jotka kokevat vetovoimaa ympäröivistä vesidipolista, irtautuvat vähitellen kiteistä ja liukenevat. Törmäys liuoksessa, ionit Ag+ ja Cl- muodostavat molekyylejä AgCl ja kerrostuu kiteiden pinnalle. Siten järjestelmässä tapahtuu kaksi keskenään vastakkaista prosessia, jotka johtavat dynaamiseen tasapainoon, kun sama määrä ioneja kulkee liuokseen aikayksikköä kohti Ag+ ja Cl- , kuinka monta niistä on talletettu. Ionien kerääntyminen Ag+ ja Cl- pysähtyy liuokseen, käy ilmi kylläinen liuos. Tästä syystä tarkastelemme järjestelmää, jossa niukkaliukoisen suolan sakka on kosketuksessa tämän suolan kylläisen liuoksen kanssa. Tässä tapauksessa tapahtuu kaksi keskenään vastakkaista prosessia:

1) Ionien siirtyminen sakasta liuokseen. Tämän prosessin nopeutta voidaan pitää vakiona vakiolämpötilassa: V1 = K1;

2) Ionien saostuminen liuoksesta. Tämän prosessin nopeus V 2 riippuu ionipitoisuudesta Ag+ ja Cl-. Massatoiminnan lain mukaan:

V 2 = k 2

Koska tämä järjestelmä on tasapainotilassa, niin

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = vakio (t = vakio)

Täten, ionikonsentraatioiden tulo niukkaliukoisen elektrolyytin kyllästetyssä liuoksessa vakiolämpötilassa on vakio koko. Tätä määrää kutsutaanliukoisuustuote(JNE ).

Annetussa esimerkissä JNE AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . Tapauksissa, joissa elektrolyytti sisältää kaksi tai useampia identtisiä ioneja, näiden ionien pitoisuus on nostettava sopivaan tehoon liukoisuustuloa laskettaessa.

Esimerkiksi PRAg2S = 2; PR PbI 2 = 2

Yleensä elektrolyytin liukoisuuden tuotteen ilmaisu on A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n.

Liukoisuustuotteen arvot ovat erilaiset eri aineille.

Esimerkiksi PR CaC03 = 4,8 10-9; PR AgCl = 1,56 ± 10-10.

JNE helppo laskea, tietäen ra c yhdisteen liukoisuus tietyssä t°.

Esimerkki 1

CaC03:n liukoisuus on 0,0069 tai 6,9 10 -3 g/l. Etsi CaCO 3:n PR.

Ratkaisu

Ilmaistaan ​​liukoisuus mooliina:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10-5 mol/l

MCaCO3

Jokaisesta molekyylistä lähtien CaCO3 antaa yhden ionin liuenneena Ca 2+ ja CO 3 2-, sitten
[Ca 2+ ] = [CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 mol/l ,
siten, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

PR-arvon tunteminen , voit puolestaan ​​laskea aineen liukoisuuden mol/l tai g/l.

Esimerkki 2

Liukoisuustuote PR PbS04 = 2,2 10-8 g/l.

Mikä on liukoisuus? PbSO 4?

Ratkaisu

Merkitään liukoisuutta PbSO 4 X:n kautta mol/l. Päätyään ratkaisuun, X moolia PbS04:a tuottaa X Pb2+- ja X-ioneja ionejaNIIN 4 2- , eli:

= = X

JNEPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(JNEPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

G/l ilmaistuun liukoisuuteen pääsemiseksi kerrotaan löydetty arvo molekyylipainolla, minkä jälkeen saadaan:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Sateen muodostuminen

Jos

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- tyydyttymätön liuos

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- kyllästetty liuos

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- ylikyllästetty liuos

Sakka muodostuu, kun huonosti liukenevan elektrolyytin ionipitoisuuksien tulo ylittää sen liukoisuustuotteen arvon tietyssä lämpötilassa. Kun ioninen tuote tulee yhtä suureksi kuin arvoJNE, sade lakkaa. Kun tiedetään sekoitettujen liuosten tilavuus ja konsentraatio, on mahdollista laskea, saostuuko syntyvän suolan sakka.

Esimerkki 3

Muodostuuko sakka, kun sekoitetaan yhtä suuria tilavuuksia 0,2MratkaisujaPb(EI 3 ) 2 JaNaCl.
JNEPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Ratkaisu

Sekoitettuna liuoksen tilavuus kaksinkertaistuu ja kunkin aineen pitoisuus pienenee puoleen, ts. tulee 0,1 M tai 1.0 10 -1 mol/l. Nämä ovat tulee keskittymiäPb 2+ JaCl - . Siten,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Tuloksena oleva arvo ylittääJNEPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Siksi osa suolaaPbCl 2 saostuu. Kaikesta yllä olevasta voimme päätellä eri tekijöiden vaikutuksesta sateen muodostumiseen.

Liuoskonsentraation vaikutus

Heikosti liukeneva elektrolyytti, jolla on riittävän suuri arvoJNEei voi saostua laimeista liuoksista.Esimerkiksi, sedimenttiäPbCl 2 ei putoa, kun sekoitetaan yhtä suuret määrät 0,1MratkaisujaPb(EI 3 ) 2 JaNaCl. Kun sekoitetaan yhtä suuret määrät, kunkin aineen pitoisuudet muuttuvat0,1 / 2 = 0,05 Mtai 5 10 -2 mol/l. Ioninen tuote[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Tuloksena oleva arvo on pienempiJNEPbCl 2 , joten sateita ei tapahdu.

Saostusaineen määrän vaikutus

Täydellisimmän mahdollisen saostuksen aikaansaamiseksi käytetään ylimäärä saostusainetta.

Esimerkiksi, saosta suolaaBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Vastaavan määrän lisäämisen jälkeenNa 2 CO 3 ionit jäävät liuokseenBa 2+ , jonka pitoisuus määräytyy arvon mukaanJNE.

Kasvava ionipitoisuusCO 3 2- aiheutuu ylimääräisen saostusaineen lisäämisestä(Na 2 CO 3 ) , aiheuttaa vastaavan ionipitoisuuden laskunBa 2+ liuoksessa, ts. lisää tämän ionin saostumisen täydellisyyttä.

Saman ionin vaikutus

Heikosti liukenevien elektrolyyttien liukoisuus heikkenee muiden voimakkaiden elektrolyyttien läsnä ollessa, joilla on samannimisiä ioneja. Jos tyydyttymättömään liuokseenBaSO 4 lisää liuosta pikkuhiljaaNa 2 NIIN 4 , sitten ioninen tuote, joka oli alun perin pienempi JNEBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , vähitellen saavuttaaJNEja ylittää sen. Sadetta alkaa muodostua.

Lämpötilan vaikutus

JNEon vakioarvo vakiolämpötilassa. Lämpötilan noustessa JNE lisääntyy, joten saostus on parasta suorittaa jäähdytetyistä liuoksista.

Sedimenttien liukeneminen

Liukoisuustulosääntö on tärkeä huonosti liukenevien saostumien muuttamiseksi liuokseksi. Oletetaan, että meidän on liuotettava sakkaBaKANSSAO 3 . Tämän sakan kanssa kosketuksissa oleva liuos on suhteellisen kyllästynytBaKANSSAO 3 .
Se tarkoittaa sitä[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Jos lisäät happoa liuokseen, ionitH + sitoo liuoksessa olevat ionitCO 3 2- herkän hiilihapon molekyyleiksi:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2 ­

Tämän seurauksena ionipitoisuus laskee jyrkästiCO 3 2- , ionisesta tuotteesta tulee pienempi kuinJNEBaCO 3 . Liuos on suhteellisen tyydyttymätönBaKANSSAO 3 ja osa sedimentistäBaKANSSAO 3 menee ratkaisuun. Lisäämällä riittävästi happoa koko sakka voidaan saattaa liuokseen. Näin ollen sakan liukeneminen alkaa, kun jostain syystä huonosti liukenevan elektrolyytin ionituotteesta tulee pienempi kuinJNE. Sakan liuottamiseksi liuokseen syötetään elektrolyyttiä, jonka ionit voivat muodostaa hieman dissosioituneen yhdisteen jonkin niukkaliukoisen elektrolyytin ionin kanssa. Tämä selittää niukkaliukoisten hydroksidien liukenemisen happoihin

Fe(OH) 3 + 3 HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ionitVAI NIIN - sitoutuvat hieman dissosioituneiksi molekyyleiksiH 2 O.

Pöytä.Liukoisuustulo (SP) ja liukoisuus 25 °C:ssaAgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaS04

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Liuenneiden elektrolyyttien (katso) spontaania osittaista tai täydellistä hajoamista ioneiksi kutsutaan elektrolyyttiseksi dissosiaatioksi. Termin "ionit" otti käyttöön englantilainen fyysikko M. Faraday (1833). Ruotsalainen tiedemies S. Arrhenius (1887) muotoili elektrolyyttisen dissosiaation teorian selittääkseen elektrolyyttien vesiliuosten ominaisuuksia. Myöhemmin monet tutkijat kehittivät sen atomin rakennetta ja kemiallisia sidoksia koskevan opin perusteella. Tämän teorian nykyaikainen sisältö voidaan supistaa seuraaviin kolmeen ehtoon:

1. Elektrolyytit, kun ne liukenevat veteen, dissosioituvat (hajoavat) ioneiksi - positiivisesti ja negatiivisesti varautuneiksi. ("Ioni" tarkoittaa kreikkaa "vaeltamista". Liuoksessa ionit liikkuvat satunnaisesti eri suuntiin.)

2. Sähkövirran vaikutuksesta ionit saavat suunnatun liikkeen: positiivisesti varautuneet liikkuvat kohti katodia, negatiivisesti varautuneita kohti anodia. Siksi ensimmäisiä kutsutaan kationeiksi, jälkimmäisiä anioneiksi. Ionien suuntainen liike tapahtuu niiden vastakkaisesti varautuneiden elektrodien vetovoiman seurauksena.

3. Dissosiaatio on palautuva prosessi. Tämä tarkoittaa, että syntyy tasapainotila, jossa yhtä monta molekyyliä hajoaa ioneiksi (dissosiaatio), niin monet niistä muodostuvat uudelleen ioneista (assosiaatio).

Siksi elektrolyyttisen dissosiaation yhtälöissä käytetään yhtäläisyysmerkin sijaan käänteismerkkiä.

Esimerkiksi:

missä KA on elektrolyyttimolekyyli, on kationi, A on anioni.

Kemiallisen sidoksen oppi auttaa vastaamaan kysymykseen, miksi elektrolyytit hajoavat ioneiksi. Aineet, joissa on ionisia sidoksia, hajoavat helpoimmin, koska ne koostuvat jo ioneista (katso Kemiallinen sidos). Kun ne liukenevat, vesidipolit suuntautuvat positiivisten ja negatiivisten ionien ympärille. Veden ionien ja dipolien välillä syntyy molemminpuolisia vetovoimaa. Tämän seurauksena ionien välinen sidos heikkenee ja ionit siirtyvät kiteestä liuokseen. Elektrolyytit, joiden molekyylit muodostuvat kovalenttisen polaarisen sidoksen tyypin mukaan, dissosioituvat samalla tavalla. Polaaristen molekyylien dissosiaatio voi olla täydellinen tai osittainen - kaikki riippuu sidosten polariteettiasteesta. Molemmissa tapauksissa (ioni- ja polaarisilla sidoksilla olevien yhdisteiden dissosioituessa) muodostuu hydratoituneita ioneja, eli ioneja, jotka ovat sitoutuneet kemiallisesti vesimolekyyleihin (ks. kuva sivulla 295).

Tämän elektrolyyttisen dissosiaation näkemyksen perustaja oli kunnia-akateemikko I. A. Kablukov. Toisin kuin Arrhenius-teoria, jossa ei otettu huomioon liuenneen aineen vuorovaikutusta liuottimen kanssa, I. A. Kablukov sovelsi D. I. Mendelejevin liuosten kemiallista teoriaa selittääkseen elektrolyyttistä dissosiaatiota. Hän osoitti, että liukenemisen aikana tapahtuu liuenneen aineen kemiallinen vuorovaikutus veden kanssa, mikä johtaa hydraattien muodostumiseen, ja sitten ne hajoavat ioneiksi. I. A. Kablukov uskoi, että vesiliuos sisältää vain hydratoituja ioneja. Tällä hetkellä tämä ajatus on yleisesti hyväksytty. Joten ionihydraatio on dissosiaatioiden pääasiallinen syy. Muissa ei-vesipitoisissa elektrolyyttiliuoksissa kemiallista sidosta liuenneen aineen hiukkasten (molekyylien, ionien) ja liuotinhiukkasten välillä kutsutaan solvataatioksi.

Hydratuilla ioneilla on sekä vakio että vaihteleva määrä vesimolekyylejä. Vakiona koostumuksen omaava hydraatti muodostaa vetyioneja, joissa on yksi molekyyli, tämä on hydratoitu protoni. Tieteellisessä kirjallisuudessa sitä edustaa yleensä kaava ja sitä kutsutaan hydronium-ioniksi.

Koska elektrolyyttinen dissosiaatio on palautuva prosessi, elektrolyyttiliuoksissa ja niiden ioneissa on myös molekyylejä. Siksi elektrolyyttiliuoksille on ominaista dissosiaatioaste (merkitty kreikkalaisella kirjaimella a). Dissosiaatioaste on ioneiksi dissosioituneiden molekyylien lukumäärän n suhde liuenneiden molekyylien kokonaismäärään:

Elektrolyytin dissosiaatioaste määritetään kokeellisesti ja ilmaistaan ​​yksikön murto-osina tai prosentteina. Jos dissosiaatiota ei ole, ja jos tai 100%, elektrolyytti hajoaa täysin ioneiksi. Eri elektrolyyteillä on erilainen dissosiaatioaste. Liuosta laimentamalla se kasvaa, ja lisäämällä samannimiä ioneja (sama kuin elektrolyytti-ionit) se pienenee.

Kuitenkin luonnehdittaessa elektrolyytin kykyä dissosioitua ioneiksi, dissosiaatioaste ei ole kovin kätevä arvo, koska se riippuu elektrolyytin pitoisuudesta. Yleisempi ominaisuus on dissosiaatiovakio K. Se voidaan helposti johtaa soveltamalla massavaikutuksen lakia elektrolyytin dissosiaatiotasapainoon:

jossa KA on elektrolyytin tasapainopitoisuus ja sen ionien tasapainopitoisuudet (katso Kemiallinen tasapaino). K ei riipu keskittymisestä. Se riippuu elektrolyytin laadusta, liuottimesta ja lämpötilasta.

Heikoilla elektrolyyteillä mitä suurempi K (dissosiaatiovakio), mitä vahvempi elektrolyytti, sitä enemmän ioneja liuoksessa.

Vahvilla elektrolyyteillä ei ole dissosiaatiovakioita. Muodollisesti ne voidaan laskea, mutta ne eivät ole vakioita pitoisuuden muuttuessa.

Moniemäksiset hapot dissosioituvat vaiheittain, mikä tarkoittaa, että sellaisilla hapoilla on useita dissosiaatiovakioita - yksi jokaiselle vaiheelle. Esimerkiksi:

Ensimmäinen taso:

Toinen taso:

Kolmas vaihe:

Aina eli moniemäksinen happo, kun se dissosioituu ensimmäisessä vaiheessa, käyttäytyy vahvempana happona kuin toisessa tai kolmannessa vaiheessa.

Polyhappoemäkset myös läpikäyvät vaiheittaisen dissosioitumisen. Esimerkiksi:

Myös happamat ja emäksiset suolat dissosioituvat vaiheittain. Esimerkiksi:

Tässä tapauksessa ensimmäisessä vaiheessa suola hajoaa täysin ioneiksi, mikä johtuu ja:n välisen sidoksen ionisesta luonteesta; ja dissosiaatio toisessa vaiheessa on merkityksetöntä, koska varautuneet hiukkaset (ionit) dissosioituvat edelleen erittäin heikkoina elektrolyytteinä.

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian näkökulmasta annetaan määritelmät ja kuvataan sellaisten kemiallisten yhdisteiden luokkien ominaisuuksia kuin happoja, emäksiä ja suoloja.

Hapot ovat elektrolyyttejä, joiden dissosioituminen tuottaa vain vetyioneja kationeina. Esimerkiksi:

Kaikki happojen yhteiset ominaisuudet - hapan maku, indikaattoreiden värin muutos, vuorovaikutus emästen, emäksisten oksidien, suolojen kanssa - johtuvat tarkemmin sanottuna vetyionien läsnäolosta.

Emäkset ovat elektrolyyttejä, joiden dissosioituminen tuottaa vain hydroksidi-ioneja anioneina:

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian mukaan kaikki liuosten yleiset alkaliset ominaisuudet - kosketussaippuaisuus, indikaattoreiden värin muutos, vuorovaikutus happojen, happoanhydridien, suolojen kanssa - johtuvat hydroksidi-ionien läsnäolosta.

On totta, että on elektrolyyttejä, joiden hajoamisen aikana muodostuu samanaikaisesti sekä vetyioneja että hydroksidi-ioneja. Näitä elektrolyyttejä kutsutaan amfoteerisiksi tai amfolyyteiksi. Näitä ovat vesi, sinkki, alumiini, kromihydroksidit ja monet muut aineet. Esimerkiksi vesi hajoaa pieninä määrinä ioneiksi ja:

Koska kaikki reaktiot elektrolyyttien vesiliuoksissa edustavat ionien vuorovaikutusta, näiden reaktioiden yhtälöt voidaan kirjoittaa ionimuotoon.

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian merkitys on siinä, että se selitti lukuisia elektrolyyttien vesiliuoksissa tapahtuvia ilmiöitä ja prosesseja. Se ei kuitenkaan selitä ei-vesipitoisissa liuoksissa tapahtuvia prosesseja. Joten jos ammoniumkloridi vesiliuoksessa käyttäytyy suolan tavoin (dissosioituu ioneiksi ja ), niin nestemäisessä ammoniakissa sillä on hapon ominaisuudet - se liuottaa metalleja vapauttamalla vetyä. Typpihappo toimii emäksenä, kun se liuotetaan nestemäiseen fluorivetyyn tai vedettömään rikkihappoon.

Kaikki nämä tekijät ovat ristiriidassa elektrolyyttisen dissosiaation teorian kanssa. Ne selitetään happojen ja emästen protolyyttisellä teorialla.

Termi "dissosiaatio" itsessään tarkoittaa molekyylien hajoamista useiksi yksinkertaisemmiksi hiukkasiksi. Kemiassa elektrolyyttisen dissosiaation lisäksi erotetaan lämpödissosiaatio. Tämä on palautuva reaktio, joka tapahtuu lämpötilan noustessa. Esimerkiksi vesihöyryn lämpödissosiaatio:

kalsiumkarbonaatti:

jodimolekyylit:

Terminen dissosiaation tasapaino noudattaa massatoiminnan lakia.

Luento. Elektrolyyttisen dissosiaation teoria.

Elektrolyytit, ei-elektrolyytit. Elektrolyyttinen dissosiaatio.

Syyn poikkeamiseen van't Hoffin ja Raoultin laeista totesi ensimmäisen kerran vuonna 1887 ruotsalainen tiedemies Svante Arrhenius ehdottaen elektrolyyttisen dissosiaatioteorian, joka perustuu kahteen postulaatiin:

Aineet, joiden liuokset ovat elektrolyytit (eli ne johtavat sähkövirtaa), liukeneessaan ne hajoavat hiukkasiksi (ioneiksi), jotka muodostuvat liuenneen aineen hajoamisen seurauksena. Hiukkasten määrä kasvaa. Positiivisesti varautuneita ioneja kutsutaan kationeja , koska sähkökentän vaikutuksesta ne liikkuvat kohti katodia Negatiivisesti varautuneet ionit - anionit , koska sähkökentän vaikutuksesta ne liikkuvat anodia kohti. Elektrolyyttejä ovat suolat, hapot ja emäkset.

Al(NO3)3® Al³ + + NO3ֿ

· Elektrolyytit eivät hajoa kokonaan. Aineen kyvylle dissosioitua on tunnusomaista elektrolyyttisen dissosioitumisen aste - a. Elektrolyyttinen dissosiaatioaste on ioneiksi hajotetun elektrolyyttiaineen määrän suhde liuenneen elektrolyytin kokonaismäärään.

a = ionisoitu / liuennut

n on ioneiksi hajottujen molekyylien lukumäärä

N on liuoksessa olevien molekyylien kokonaismäärä

a - elektrolyyttisen dissosiaation aste

Tölkin arvo vaihtelee välillä 0 - 1, ja a ilmaistaan ​​usein prosentteina (0 - 100 %). Dissosiaatioaste osoittaa, mikä osa liuenneesta elektrolyytin määrästä tietyissä olosuhteissa on liuoksessa hydratoituneiden ionien muodossa.

Elektrolyyttisen dissosiaation syyt johtuvat:

· yhdisteiden kemiallisten sidosten luonne (elektrolyytteihin kuuluvat aineet, joissa on ionisia tai kovalenttisia erittäin polaarisia sidoksia)

· liuottimen luonne: vesimolekyyli on polaarinen, ts. on dipoli

Täten, elektrolyyttinen dissosiaatio on prosessi, jossa ioniset tai polaariset yhdisteet hajoavat ioneiksi polaaristen liuotinmolekyylien vaikutuksesta.

Elektrolyyttisen dissosiaation mekanismi.

Venäläiset tutkijat I. A. Kablukov ja V. A. Kistyakovsky kehittivät merkittävästi Arrtiuksen teorian, ja he osoittivat, että kun elektrolyytti liukenee, tapahtuu liuenneen aineen kemiallinen vuorovaikutus veden kanssa, mikä johtaa hydraattien muodostumiseen, ja sitten ne hajoavat ioneiksi, eli Liuoksessa on hydratoituneita ioneja.

Helpoin tapa erottaa aine on ionisidoksella. Aineiden dissosioitumisen aikana ionisidosten (suolat, alkalit) kanssa tapahtuvien prosessien järjestys on seuraava:

vesidipolimolekyylien orientaatio lähellä kideioneja

· vesimolekyylien hydraatio (vuorovaikutus) kiteen pintakerroksen ionien kanssa

· elektrolyyttikiteen dissosiaatio (hajoaminen) hydratoituneiksi ioneiksi.

Kun otetaan huomioon ionien hydraatio, dissosiaatioyhtälö näyttää tältä:

NaCl + X H2O ® Na + n H2O + Cl - n H2O

Koska hydratoituneiden ionien koostumus ei ole aina vakio, yhtälö kirjoitetaan lyhennettynä:

NaCl ® Na + + Cl -

Polaarisella sidoksella olevien aineiden dissosiaatioprosessi tapahtuu samalla tavalla, tapahtuvien prosessien järjestys on seuraava:

Vesimolekyylien suuntautuminen elektrolyyttimolekyylin napojen ympärille

· vesimolekyylien hydraatio (vuorovaikutus) elektrolyyttimolekyylien kanssa

· elektrolyyttimolekyylien ionisaatio (kovalenttisen polaarisen sidoksen muuntaminen ioniseksi)

· elektrolyyttimolekyylien dissosiaatio (hajoaminen) hydratoituneiksi ioneiksi.

HCl + H2O ® H3O + + Cl -

HCl ® H + + Cl -

Dissosiaatioprosessin aikana vetyioni ei esiinny vapaassa muodossa, vain hydroniumionina H3O +.

ELEKTROLYYTTISEN DISSOSIAAMISEN TEORIA

Kaikkien aineiden liuokset voidaan jakaa kahteen ryhmään: ne johtavat sähkövirtaa tai eivät ole johtimia.

Aineiden liukenemisen ominaisuuksiin voi tutustua kokeellisesti tutkimalla näiden aineiden liuosten sähkönjohtavuutta kuvassa näkyvällä laitteella.

Tarkkaile seuraavaa koetta " Aineiden sähkönjohtavuuden tutkimus."

Selittää ruotsalaiselle tiedemiehelle elektrolyyttien vesiliuosten ominaisuuksia S. Arrhenius vuonna 1887 sitä ehdotettiin elektrolyyttinen dissosiaatioteoria . Myöhemmin monet tutkijat kehittivät sen atomien ja kemiallisten sidosten rakenteen perusteella. Tämän teorian nykyaikainen sisältö voidaan supistaa seuraaviin kolmeen ehtoon:

1. Elektrolyytit veteen liuotettuna tai sulatettuna Erota (irrota) ioneille – positiivinen (kationit) ja negatiivinen (anionit) varautuneita hiukkasia.

ionit ovat vakaammassa elektronitilassa kuin atomit. Ne voivat koostua yhdestä atomista - tämä on yksinkertaiset ionit ( Na + , Mg 2+ , Al 3+ jne.) - tai useista atomeista - tämä on monimutkaiset ionit ( NO 3 - ,NIIN 2- 4 , RO Z-4 jne.).

2. Liuoksissa ja sulaissa elektrolyytit johtavat sähköä .

Sähkövirran vaikutuksesta ionit saavat suunnatun liikkeen: positiivisesti varautuneet ionit liikkuvat kohti katodia, negatiivisesti varautuneet ionit anodia kohti. Siksi ensimmäisiä kutsutaan kationeiksi, jälkimmäisiä anioneiksi. Ionien suunnattu liike johtuu niiden vetovoimasta vastakkaisesti varautuneilla elektrodeilla.

AINEIDEN SÄHKÖNJOHTAVUUDEN TESTAUS

AINEET
ELEKTROLYYTIT	EI-ELEKTROLYYTIT
Elektrolyytit– nämä ovat aineita, joiden vesiliuokset tai sulat johtavat sähkövirtaa	Ei-elektrolyytit– nämä ovat aineita, joiden vesiliuokset tai sulat eivät johda sähkövirtaa
Aineet, joissa ioninen kemiallinen sidos tai kovalenttinen erittäin polaarinen kemiallinen sidos - happo, suola, emäs	Aineet, joissa kovalenttinen ei-polaarinen kemiallinen sidos tai kovalenttinen heikosti polaarinen kemikaali viestintää
Liuoksissa ja sulaissa ioneja muodostuu	Liuoksissa ja sulaissa ioneja ei muodostu

MUISTUTUS

ELEKTROLYYTIT JA EI-ELEKTROLYYTIT

LÄMPÖVAIKUTUKSET LIUOTTETTAESSA AINEET VESIIN

3. Dissosiaatio - palautuva prosessi: samanaikaisesti molekyylien hajoamisen ioneiksi (dissosiaatio) kanssa tapahtuu ionien yhdistämisprosessi (assosiaatio).

Siksi elektrolyyttisen dissosiaation yhtälöissä yhtäläisyysmerkin sijasta laitetaan reversiibiliteettimerkki, esimerkiksi elektrolyyttimolekyylin K dissosiaatioyhtälö. AK + -kationiin ja A - anioniin, se kirjoitetaan yleensä seuraavasti:

KA ↔K + + A -

Harkitse elektrolyyttien liuotusprosessia veteen

Yleensä vesimolekyyli ei ole varautunut. Mutta molekyylin sisälläH2O Vety- ja happiatomit on järjestetty siten, että positiiviset ja negatiiviset varaukset ovat molekyylin vastakkaisissa päissä (kuva 1). Siksi vesimolekyyli on dipoli.

Ionisia kemiallisia sidoksia sisältävien aineiden liukeneminen veteen

(käyttämällä esimerkkiä natriumkloridi - ruokasuola)

Elektrolyyttisen dissosiaation mekanismiNaCl kun ruokasuolaa liuotetaan veteen (kuva 2), se koostuu natrium- ja kloori-ionien peräkkäisestä eliminaatiosta polaaristen vesimolekyylien toimesta. Ionien muutoksen jälkeen Na + ja Сl – Kiteestä liuokseen muodostuu näiden ionien hydraatteja.

Kovalenttisia erittäin polaarisia kemiallisia sidoksia sisältävien aineiden liukeneminen veteen

(käyttämällä kloorivetyhapon esimerkkiä)

Kun suolahappoa liuotetaan veteen (molekyyleihinHCl atomien välinen sidos on kovalenttinen, erittäin polaarinen), kemiallisen sidoksen luonne muuttuu. Polaaristen vesimolekyylien vaikutuksesta kovalenttinen polaarinen sidos muuttuu ioniseksi. Tuloksena olevat ionit pysyvät sitoutuneina vesimolekyyleihin - hydratoituneina. Jos liuotin on ei-vesipitoinen, ioneja kutsutaan solvatoituneiksi (kuva 3).

Avainkohdat:

Elektrolyyttinen dissosiaatio - Tämä on prosessi, jossa elektrolyytti hajoaa ioneiksi, kun se liuotetaan veteen tai sulatetaan.

Elektrolyytit– nämä ovat aineita, jotka veteen liuotettuna tai sulassa tilassa hajoavat ioneiksi.

ionit ovat atomeja tai atomiryhmiä, joilla on positiivinen ( kationeja) tai negatiivinen ( anionit) maksu.

Ionit eroavat atomeista sekä rakenteeltaan että ominaisuuksiltaan

Esimerkki 1. Verrataan molekyylivedyn (koostuu kahdesta neutraalista vetyatomista) ominaisuuksia ionin ominaisuuksiin.

Vetyatomi	Vety-ioni
1 Н 0 1 s 1	1 N + 1 s 0

Esimerkki 2. Verrataan atomien ja molekyylien ominaisuuksia ionin ominaisuuksiin.

Kloori atomi	Kloori-ioni
17 Cl 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5	17 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
Klooriatomeilla on epätäydellinen ulkotaso, joten ne ovat kemiallisesti erittäin aktiivisia, ottavat vastaan ​​elektroneja ja pelkistyvät. Siksi kloorikaasu on myrkyllistä, sen hengittäminen aiheuttaa kehon myrkytyksen.	Kloori-ioneilla on täydellinen ulkoinen taso, joten ne ovat kemiallisesti inaktiivisia ja ovat stabiilissa elektronisessa tilassa. Kloori-ionit ovat osa ruokasuolaa, jonka nauttiminen ei aiheuta elimistölle myrkytystä.

Muistaa!

1. Ionit eroavat atomeista ja molekyyleistä rakenteeltaan ja ominaisuuksiltaan;

2. Ionien yhteinen ja tyypillinen piirre on sähkövarausten läsnäolo;

3. Elektrolyyttien liuokset ja sulatteet johtavat sähkövirtaa niissä olevien ionien vuoksi.

Elektrolyytit ja ei-elektrolyytit

Yksittäin vesi, suolat, emäkset ja hapot eivät johda virtaa. Mutta happojen, alkalien ja suolojen vesiliuokset johtavat sähkövirtaa. Mihin ryhmiin kaikki aineet voidaan jakaa sähkövirran suhteen?

Sähkövirtaa johtavat aineet - elektrolyytit; aineet, jotka eivät johda sähkövirtaa - ei-elektrolyyttejä.

Elektrolyyttien ominaisuudet

Elektrolyytit ovat toisen tyyppisiä johtimia. Liuoksessa tai sulassa ne hajoavat ioneiksi, minkä vuoksi ne johtavat sähkövirtaa.

Tämän ominaisuuden selittämiseksi ruotsalainen tiedemies S. Arenius ehdotti vuonna 1887 elektrolyyttisen dissosiaation teoriaa.

Elektrolyyttien hajoamista ioneiksi veteen liuotettuina tai sulatettuina kutsutaan elektrolyyttinen dissosiaatio.

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian perusperiaatteet.

1) Veteen liuenneet elektrolyytit hajoavat (dissosioituvat) ioneiksi - positiiviset ja negatiiviset: NaCl ↔ Na + + Cl -

2) Altistuessaan sähkövirralle ionit saavat suunnatun liikkeen: positiivisesti varautuneet ionit liikkuvat kohti katodia, negatiivisesti varautuneet ionit anodia kohti. Siksi ensimmäisiä kutsutaan kationeiksi ja jälkimmäisiä anioneiksi. Ionien suunnattu liike johtuu niiden vetovoimasta vastakkaisesti varautuneisiin elektrodeihin.

3) Dissosiaatio on palautuva prosessi: samanaikaisesti molekyylien hajoamisen ioneiksi (dissosiaatio) kanssa tapahtuu ionien yhdistämisprosessi (yhdistys). Siksi elektrolyyttisen dissosiaation yhtälöissä käytetään yhtäläisyysmerkin sijaan käänteismerkkiä.

S. Arrhenius ei osannut osoittaa, miksi elektrolyytit veteen liuotettuina hajoavat ioneiksi, koska hän piti elektrolyyttien hajoamista fysikaalisena prosessina. Syyn dissosiaatioon löysi venäläinen tiedemies I.A. Kablukov, joka D.I. Mendelejevin teorian perusteella liukenemisen kemiallisesta luonteesta alkoi pitää elektrolyyttistä dissosiaatiota elektrolyyttien kemiallisena vuorovaikutuksena veden kanssa. Pääasiallinen syy dissosiaatioon on ionien hydratoituminen, joka tapahtuu, kun vapautuu suuri määrä energiaa kuin se kuluu liuenneen aineen ionisaatioon.

Elektrolyyttisen dissosiaation mekanismi

Elektrolyyttien hajoaminen tapahtuu vedessä, eikä sitä tapahdu esimerkiksi kerosiinissa. Miten tämä selittää?

Vesimolekyylissä vetyatomien ja happiatomien väliset sidokset ovat polaarisia kovalenttisia. Atomia yhdistävät elektroniparit. Siirtynyt vetyatomista happiatomiin. Siksi positiivinen varaus keskittyy vetyatomeihin ja negatiivinen varaus happiatomiin.

Elektrolyyttien dissosiaatiomekanismin huomioon ottamiseksi on otettava huomioon paitsi vety- ja happiatomien välisten sidosten napaisuus vesimolekyylissä. Mutta myös itse vesimolekyylin napaisuus. Polaarinen vesimolekyyli - dipoli - voidaan kuvata ellipsinä, joka osoittaa napojen varaukset, ja napojen varaukset on merkitty merkillä “+” ja “–”.

Tarkastellaan ionisidoksella olevien aineiden dissosiaatiomekanismia natriumkloridin esimerkin avulla. Se koostuu kolmesta vaiheesta:

a) suuntautuminenpolaariset vesimolekyylit (dipolit) kiteen ympärillä ja kidehilan löystyminen vesimolekyylien kaoottisen liikkeen vaikutuksesta; (kun suolakide upotetaan veteen, vesimolekyylejä houkuttelevat kiteen pinnalla olevat ionit: positiiviset ionit negatiivisine napoineen (happiatomit) ja negatiiviset ionit positiivisilla navillaan (vetyatomit).

b) nesteytys– vesimolekyylien ympäröimä natrium- ja kloori-ioneja (hydratoituneiden ionien muodostuminen);

c)kidehilan tuhoutuminen - natriumkloridin dissosiaatio.

(Liuenneen suolan ionien vetämänä vesimolekyylit heikentävät ionien vetovoimaa toisiinsa moninkertaisesti. Positiivisten ja negatiivisten ionien väliset sidokset kidehilassa katkeavat. Hydraatoidut ionit erottuvat)

Vesimolekyylit, joita ionit vetivät puoleensa kiteen liukeneessa, pysyvät niihin sitoutuneina liuoksessa.

Polaarisella kovalenttisella sidoksella olevien aineiden dissosiaatiomekanismi sisältää lisävaiheen:

polaaristen vesimolekyylien suuntautuminen polaarisen elektrolyyttimolekyylin ympärille;

sidoksen tyypin muuttaminen polaarisesta kovalenttisesta ioniseksi;

elektrolyyttien dissosiaatio;

ionien hydraatio.

4) Kaikki elektrolyytit eivät dissosioidu tasaisesti ioneiksi. Elektrolyyttiliuoksissa voi ionien ohella olla myös molekyylejä. Dissosiaatioaste a on ioneiksi dissosioituneiden molekyylien suhde liuoksessa olevien molekyylien kokonaismäärääna= n/N,

missä n on dissosioituneiden molekyylien lukumäärä, N on molekyylien kokonaismäärä liuoksessa.

Veteen liuenneet vahvat elektrolyytit hajoavat lähes kokonaan ioneiksi. Heillä on a pyrkii yhtenäisyyteen. Vahvoja elektrolyyttejä ovat: kaikki liukoiset suolat, hapot H2SO4, HNO3, HCl, kaikki emäkset.

Veteen liuenneet heikot elektrolyytit eivät melkein hajoa ioneiksi. Heillä on a pyrkii nollaan. Heikkoja elektrolyyttejä ovat: heikot hapot - H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HNO 2, NH 3 · H 2 O, vesi.

Happojen, suolojen ja emästen dissosiaatio.

Dissosiaatio tapahtuu liuoksissa ja sulaissa.

Liukoiset hapot - Nämä ovat elektrolyyttejä, jotka hajoavat vesiliuoksissa ja sulavat vetykationiksi ja happaman jäännöksen anioniksi.

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-

Syyt– nämä ovat elektrolyyttejä, jotka dissosioituvat vesiliuoksissa ja sulavat metallikationiksi ja hydroksidianioniksi.

NaOH ↔ Na + + OH –

Liukoiset emäkset – nämä ovat aktiivisten metallien ionien muodostamia hydroksideja: yksiarvoiset: Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +, Fr +; kaksiarvoinen: Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+.

suolat – nämä ovat elektrolyyttejä, jotka hajoavat vesiliuoksissa ja sulavat metallikationiksi ja happaman jäännöksen anioniksi.

Na 2SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-

Itsetestitehtävä:

Kirjoita dissosiaatioyhtälöt seuraaville elektrolyyteille: sinkkinitraatti, natriumkarbonaatti, kalsiumhydroksidi, strontiumkloridi, litiumsulfaatti, rikkihappo, kupari(II)kloridi, rauta(III)sulfaatti, kaliumfosfaatti, vetysulfidi, kalsiumbromidi, natriumhydroksikloridi nitraatti, litiumhydroksidi.